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Galvanische Zellen

Um die Grundprinzipien einer galvanischen Zelle zu veranschaulichen, betrachten wir die Reaktion von metallischem Zink mit Kupferionen (Cu2+) zu Kupfermetall und Zn2+-Ionen. Die ausgeglichene chemische Gleichung lautet wie folgt:

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Wir können diese Reaktion auslösen, indem wir einen Zinkstab in eine wässrige Lösung von Kupfer(II)-sulfat einführen. Im Verlauf der Reaktion löst sich der Zinkstab auf, und es bildet sich eine Masse aus metallischem Kupfer. Diese Veränderungen treten spontan auf, aber die gesamte freigesetzte Energie liegt in Form von Wärme vor und nicht in einer Form, die zur Verrichtung von Arbeit genutzt werden kann.

Dieselbe Reaktion kann mit der in Abbildung \(\PageIndex{3a}\) dargestellten galvanischen Zelle durchgeführt werden. Zum Aufbau der Zelle wird ein Kupferstreifen in ein Becherglas mit einer 1 M Lösung von Cu2+-Ionen und ein Zinkstreifen in ein anderes Becherglas mit einer 1 M Lösung von Zn2+-Ionen eingesetzt. Die beiden Metallstreifen, die als Elektroden dienen, sind durch einen Draht verbunden, und die Kammern sind durch eine Salzbrücke verbunden, ein U-förmiges Rohr, das in beide Lösungen eingeführt wird und einen konzentrierten flüssigen oder gelierten Elektrolyten enthält. Die Ionen in der Salzbrücke werden so ausgewählt, dass sie die elektrochemische Reaktion nicht stören, indem sie selbst oxidiert oder reduziert werden oder einen Niederschlag oder Komplex bilden; üblicherweise verwendete Kationen und Anionen sind Na+ oder K+ bzw. NO3- oder SO42-. (Die Ionen in der Salzbrücke müssen nicht mit den Ionen des Redoxpaares in einem der beiden Kompartimente übereinstimmen). Wenn der Kreislauf geschlossen ist, kommt es zu einer spontanen Reaktion: Zinkmetall wird an der Zinkelektrode (der Anode) zu Zn2+-Ionen oxidiert, und Cu2+-Ionen werden an der Kupferelektrode (der Kathode) zu Cu-Metall reduziert. Im Verlauf der Reaktion löst sich der Zinkstreifen auf, und die Konzentration der Zn2+-Ionen in der Zn2+-Lösung nimmt zu; gleichzeitig gewinnt der Kupferstreifen an Masse, und die Konzentration der Cu2+-Ionen in der Cu2+-Lösung nimmt ab (Abbildung \(\PageIndex{3b}\)). Wir haben also dieselbe Reaktion wie mit einem einzigen Becherglas durchgeführt, aber dieses Mal sind die oxidative und die reduktive Halbreaktion räumlich voneinander getrennt. Die Elektronen, die an der Anode freigesetzt werden, fließen durch den Draht und erzeugen einen elektrischen Strom. Galvanische Zellen wandeln also chemische Energie in elektrische Energie um, die dann zur Verrichtung von Arbeit genutzt werden kann.

Der Elektrolyt in der Salzbrücke erfüllt zwei Aufgaben: Er schließt den Stromkreis, indem er die elektrische Ladung trägt, und hält die elektrische Neutralität in beiden Lösungen aufrecht, indem er die Ionen zwischen ihnen wandern lässt. Die Identität des Salzes in einer Salzbrücke ist unwichtig, solange die Ionen der Komponenten unter den Betriebsbedingungen der Zelle nicht reagieren oder eine Redoxreaktion eingehen. Ohne eine solche Verbindung würde die positive Gesamtladung in der Zn2+-Lösung zunehmen, wenn sich das Zinkmetall auflöst, und die positive Gesamtladung in der Cu2+-Lösung würde abnehmen. Die Salzbrücke ermöglicht die Neutralisierung der Ladungen durch einen Fluss von Anionen in die Zn2+-Lösung und einen Fluss von Kationen in die Cu2+-Lösung. Ohne eine Salzbrücke oder eine andere ähnliche Verbindung würde die Reaktion schnell abbrechen, da die elektrische Neutralität nicht aufrechterhalten werden könnte.

Mit einem Voltmeter kann der Unterschied im elektrischen Potenzial zwischen den beiden Kammern gemessen werden. Durch Öffnen des Schalters, der die Drähte mit der Anode und der Kathode verbindet, fließt kein Strom, so dass keine chemische Reaktion stattfindet. Ist der Schalter jedoch geschlossen, ist der externe Stromkreis geschlossen, und es kann ein elektrischer Strom von der Anode zur Kathode fließen. Das in Volt gemessene Potenzial (E_{Zelle}) der Zelle ist die Differenz des elektrischen Potenzials zwischen den beiden Halbreaktionen und steht im Zusammenhang mit der Energie, die benötigt wird, um ein geladenes Teilchen in einem elektrischen Feld zu bewegen. In der von uns beschriebenen Zelle zeigt das Voltmeter ein Potenzial von 1,10 V an (Abbildung \(\PageIndex{3a}\)). Da die Elektronen aus der Oxidationshalbwertszeit an der Anode freigesetzt werden, ist die Anode in einer galvanischen Zelle negativ geladen. Die Kathode, die Elektronen anzieht, ist positiv geladen.

Nicht alle Elektroden erfahren während einer Redoxreaktion eine chemische Umwandlung. Die Elektrode kann aus einem inerten, gut leitenden Metall wie Platin bestehen, um zu verhindern, dass sie während eines Redox-Prozesses reagiert, wo sie in der elektrochemischen Gesamtreaktion nicht auftritt. Dieses Phänomen wird in Beispiel \(\PageIndex{1}\) dargestellt.

Eine galvanische (voltaische) Zelle wandelt die durch eine spontane chemische Reaktion freigesetzte Energie in elektrische Energie um. Eine elektrolytische Zelle verbraucht elektrische Energie aus einer externen Quelle, um eine nicht spontane chemische Reaktion anzutreiben.